2 - Da Atmosfera ao Oceano: Soluções na Terra e para a Terra

Água na Terra

Existe uma grande assimetria ÁGUA DOCE/ÁGUA SALGADA Planeta Terra , um planeta de água – “Planeta Oceano” Existe uma grande assimetria ÁGUA DOCE/ÁGUA SALGADA

Infiltra-se no subsolo A principal fonte de água doce tem origem na precipitação ÁGUA DA CHUVA Devolvida à atmosfera (evapotranspiração) Absorvida pelo solo e pela vegetação Escorre para as bacias hidrográficas (água de superfície) Infiltra-se no subsolo (águas subterrâneas)

Distribuição de água doce na Terra Distribuição assimétrica da água

Problemas com a distribuição mundial de água Escassez de água em grandes áreas do planeta Diminuição da qualidade de água disponível - POLUIÇÃO Aumento do consumo (doméstico, industrial e agrícola) Dificuldade de remoção da água das reservas Agravamento Efeito de estufa Mudança de hábitos populacionais Crescimento demográfico Aumento de industrialização Contaminação dos recursos hídricos Esgotamento de reservas de água doce

A média anual do consumo de água é de 600 m3 por pessoa e por ano, sendo cerca de 50 m3 de água potável Consumo diário de 137 litros de água Água destinada ao consumo humano e que pode ser consumida sem risco para a saúde. Crescimento demográfico Multiplica as utilizações da água Aumenta a sua procura Desenvolvimento industrial Irrigação

Reduzido consumo de água Consumo de água cresce Países pré-industriais. Países em vias de industrialização. Países em que a agricultura irrigada tende a corresponder a uma fonte de crescimento demográfico. Consumo de água cresce

“Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água” “A água não é um bem negociável como os outros, mas um património que é preciso proteger e defender como tal” “A gestão da água tem de se enquadrar no conceito de desenvolvimento sustentável” Satisfazer as necessidades do presente sem retirar às futuras gerações a possibilidade de satisfazer as suas “A água não se renova ao ritmo a que o Homem a poluí” “Melhorar a qualidade da água requer meios financeiros, técnicos e culturais que a maioria dos países não tem”

“Gastamos, desperdiçamos e poluímos a água”

arrefecimento industriais POLUIÇÃO Poluição Térmica Poluição Biológica Poluição Química Microorganismos patogénicos Águas residuais de centrais térmicas e arrefecimento industriais Produtos químicos

Resolver APSA 1

pH variável entre 5,0 e 8,5 ÁGUAS NATURAIS Dissolvem uma infinidade de substâncias Aniões dissolvidos Catiões dissolvidos Gases dissolvidos Outros constituintes pH variável entre 5,0 e 8,5

Água absolutamente pura não existe! Água destilada Água da chuva Água pura Água quimicamente pura, isto é, aquela que só contém a substância água. Na destilação de uma água normal, já que a água é um bom solvente, há substâncias que são arrastadas pelo vapor de água ou que podem ser dissolvidas a partir do ar. Não é água pura! Forma-se pela evaporação da água dos mares e lagos que, na atmosfera, se condensa; dissolve substâncias orgânicas e inorgânicas existentes na atmosfera. Não é água pura! pH = 7 (T = 25 º C) Água absolutamente pura não existe!

Água da Chuva Normal

Água destilada A água destilada pode obter-se por destilação (vaporização seguida de condensação). Esta água teoricamente pode ser considerada pura, mas pode não o ser se a água tiver dissolvido compostos voláteis com p.e. próximos do da água. Depois de exposta ao CO2 do ar torna-se ligeiramente ácida. O seu pH varia numa gama de 5,5 - 6,0.

Destilação Simples Processo de separação que permite purificar líquidos (separando-os de sólidos ou de outros líquidos com pontos de ebulição não muito próximos).

água pura A água quimicamente pura (ponto de fusão igual a 0 ºC, ponto de ebulição igual a 100 ºC, pH = 7,0, a 25ºC, e densidade igual a 1,00 g/cm3), isenta de quaisquer substâncias nela dissolvidas com uma condutividade aproximada de 0,05 𝜇S/cm, não existe na natureza. .

Quando no rótulo da água engarrafada se lê “água pura” tal não quer dizer que esta é quimicamente pura, mas somente que do ponto de vista alimentar esta é própria para consumo.

Mas o que mede o pH? pH = -log [H3O+] 10-pH = [H3O+] Sørensen (1868-1939) Bioquímico dinamarquês O pH de uma solução é um parâmetro relacionado com a acidez ou basicidade dessa solução. Em 1909, Sørensen já sabia que na água a [H+] = [HO-] e definiu o pH por uma função logarítmica da concentração do ião hidrogénio pH= -log10 [H+] e 10-pH = [H+] O pH de uma solução é atualmente definido a partir da concentração em H3O+ dessa solução, expressa em mol/dm3 pH = -log [H3O+] 10-pH = [H3O+]

1. Calcule o pH das seguintes soluções Solução A: [H3O+] = 1 x 10-2 mol.dm-3 pH = 2 Solução B: [H3O+] = 1 x 10-3 mol.dm-3 pH = 3 Solução C: [H3O+] = 1 x 10-1 mol.dm-3 pH = 1 C, A, B 2. Coloque-as por ordem decrescente de acidez. 3. Como se relaciona o caráter ácido de uma solução com a concentração de H3O+ e com o valor do pH? Quanto maior for o caráter ácido de uma solução, maior a concentração de H3O+ e menor será o valor do seu pH.

Acidez de soluções

Medidores de pH Sensor de pH Medidor de pH Indicador universal pH metro

Conclusão: a água é ligeiramente condutora da corrente elétrica. Observação A água (muito pura) é condutora de eletricidade (mas muito pouco). (Foi testada a condutibilidade elétrica da água muito pura com aparelhos muito sensíveis). Define-se água quimicamente pura como a água com uma condutividade aproximada de 0,05 µS/cm (micro Siemen por centímetro) e um valor de pH=7 à temperatura de 25ºC. Conclusão: a água é ligeiramente condutora da corrente elétrica. Então, a água contém iões em pequeníssima quantidade. Como podemos explicar a presença destes iões na água pura?

H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + HO- (aq) ião oxónio ião hidróxido H+ A água é constituída por moléculas polares que podem sofrer auto-ionização. R. endotérmica H2O (ℓ) + H2O (ℓ) ⇌ H3O+ (aq) + HO- (aq) ião oxónio ião hidróxido H+ Na água pura verifica-se que: [H3O+] = [HO-] Porquê? Por cada ião oxónio que se forma também se forma ião hidróxido.

Auto-ionização da água

A 25ºC verifica-se que: Então, na água pura a 25ºC o pH = - log [H3O+] [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3 Então, na água pura a 25ºC o pH = - log [H3O+] pH = - log 10-7 = 7 As soluções neutras têm pH =7 a 25ºC, sendo as concentrações em iões H3O+ e HO- iguais entre si e iguais às concentrações dos mesmos iões na água pura.

[H3O+] > [HO-] [H3O+] < [HO-] Uma solução é ácida se Quando é que se pode afirmar que uma solução é ácida? Uma solução é ácida se [H3O+] > [HO-] As soluções ácidas têm pH < 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H3O+ maior que a concentração em iões HO- Quando é que se pode afirmar que uma solução é básica ou alcalina? Uma solução é básica ou alcalina se [H3O+] < [HO-] As soluções básicas ou alcalinas têm pH > 7 a 25ºC, sendo a concentração em iões H3O+ menor que a concentração em iões HO-

pH e pHO Soluções alcalinas a 25 ºC Soluções neutras a 25ºC Soluções ácidas a 25ºC

Escala de Sørensen Nesta escala os valores de pH variam entre 0 e 14 (mas esta escala tem extremidades abertas). Para a temperatura de 25 ºC, se: pH < 7, a solução é ácida pH = 7, a solução é neutra pH > 7, a solução é básica A acidez de uma solução será tanto maior quanto menor for o valor do pH e a alcalinidade de uma solução será tanto maior quanto maior for o valor do seu pH.

Auto-ionização da água 2 H2O (ℓ) ⇌ HO- (aq) + H3O+ (aq) A constante de equilíbrio da auto-ionização da água é: Como a concentração da água fica constante e podemos escrever: Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)] e A constante de equilíbrio para esta reacção, KW , chama-se - produto iónico da água; constante de auto-ionização ou constante de autoprotólise da água: NOTA: a água não aparece na expressão de Kw porque não se incluem nas constantes de equilíbrio as espécies que se encontram nos estados (s) ou (l) pois estas concentrações consideram-se constantes e já estão incluídas nas respetivas constantes.

Auto-ionização da água Para T = 25 ºC Kw = 1 x 10-14 já que Kw = [H3O+(aq)] x [HO-(aq)] [H3O+] = [HO-] = 10-7 mol.dm-3 Como pKw = 14 e pH = 7 ; pOH = 7 Então pKw = pH + pOH

Relação entre H3O+ e OH-, para T diferentes de 25ºC Aumento de T Pelo princípio de Le Chatelier a reação de ionização da água evolui de forma a diminuir a T, ou seja, no sentido de absorver energia do exterior - reação endotérmica - sentido direto porque há Aumento da [H3O+] e [HO-] Aumento de Kw ENTÃO: A reação de auto-ionização da água é endotérmica; O pH da água diminui com a temperatura O valor de Kw é da ordem de 10-14, valor esse muito baixo, o que mostra que a autoprotólise da água ocorre em pequena extensão.

Ao aumentar a temperatura, diminui o pH, mas a água permanece neutra ([H3O+] = [HO-]) , no entanto a condição de neutralidade deixa de ser pH = 7, para temperaturas diferentes de 25 ºC (ou seja, é neutra para pH diferente de 7) Exercício: Qual é o valor de pH da água, à temperatura de 50ºC Kw = [H3O+] x [HO-] e [H3O+] = [HO-] [H3O+]2 = 7,244x10-14 [H3O+] = √ 7,244x10-14 [H3O+] = 2,69x10-7 mol dm-3 pH = -log (2,69x10-7) pH = 6,57 pKw = - log (7,244x10-14) pKw =13,14 pKw = pH + pOH e pH = pOH pH = pKw/2 pH = 6,57 0u

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos A palavra ácido provém do latim “acidus”, que significa azedo. A palavra alcali deriva do árabe “al kali”, que significa cinzas vegetais. Robert Boyle (1627 – 1691) Ácido Base Sabor azedo Corrosivos (reage com metais) Mudam a cor do tornesol de azul para vermelho Tornam-se menos ácidos quando reagem com bases Sabor amargo Escorregadias ao tacto Mudam a cor do tornesol de vermelho para azul Tornam-se menos alcalinas quando combinadas com ácidos

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos Svante Arrhenius (1859 - 1927) Associou as propriedades ácidas à presença do ião H+ , ou H3O+ , em solução e as propriedades básicas à presença do ião OH− , propondo em 1887 os seguintes conceitos: Uma base é toda a substância que em solução aquosa liberta iões OH− . Um ácido é toda a substância que em solução aquosa origina iões H+ .

Ácidos e bases – evolução histórica dos conceitos Embora Arrhenius tivesse reconhecido correctamente que as características ácidas e básicas de uma solução se deviam à presença dos iões H+ e OH− , não conseguiu explicar: o facto de existirem substâncias, como o amoníaco, NH3 , que, não contendo grupos OH- , se comportavam como bases. Para além disso, a sua definição de ácido ou base tinha sido pensada para o caso da água ser o solvente. Ora, existem outros solventes que potenciam as reacções ácido-base; as reacções entre ácidos e bases em fase gasosa; a acidez e basicidade de algumas soluções de sais: o carbonato de cálcio origina soluções alcalinas o cloreto de amónio origina soluções ácidas

Ácidos e bases Teoria protónica de Brønsted-Lowry Um ácido É uma espécie química que cede protões (H+) a uma base (dadora). Em solução aq. provoca o aumento da concentração de H3O+ Uma base É uma espécie química que recebe protões (H+) de um ácido (aceitadora). Em solução aq. provoca o aumento da concentração de iões OH- Numa reacção ácido-base Ocorre a transferência de um protão (protólise) de um ácido para uma base. Ex: HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq) H+

O modelo de Bronsted-Lowry produziu o conceito de par conjugado ácido-base Pares conjugados ácido-base (espécies que diferem entre si de um protão): HCl/ Cl - e H3O+ / H20 Vantagens deste modelo: Os ácidos e bases podem ser iões ou moléculas neutras Explica o papel da água nas reações de ácido-base Compara força relativa de ácidos e de bases Pode ser aplicado também a reações em fase sólida ou gasosa e a soluções com solventes diferentes da água.

Auto-ionização da água A água é uma espécie química anfotérica ou anfiprótica, porque tanto se pode comportar como um ácido ou como uma base. HCl (aq) + H2O (l) Cl- (aq) + H3O+ (aq) H+ ácido base NH3 (aq) + H2O (l) NH4+ (aq) + OH- (aq) H+ base ácido

Resolver APSA 2 FIM